3o ano-ensino-medio-ligacoes-quimicas exemplo
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LIGAÇÕES QUÍMICAS Conceito Geral: Consiste na combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos isolados
Átomos ligados
En
ergi
a
Definições
Estado Natural dos Átomos: São encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade possível.
Estabilidade Química: Necessidade de completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons.
Camada de Valência: Corresponde à última camada eletrônica do átomo, em geral, responsável pelas ligações químicas.
Regra do Octeto
Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. Exceção para o H, Li, B e Be.
Regra do Dueto
Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2
↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.
TIPOS DE LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
COVALENTE ou MOLECULAR:
- Simples
- Dupla
- Tripla
INTERMOLECULAR
METÁLICA
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
Definição: Os elétrons são transferidos definitivamente de um átomo muito eletropositivo para outro muito eletronega-tivo, dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.
Exemplo: Formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Na+ Cl- Na Cl
Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na Cl
Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na Cl
Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Aglomerado Iônico ou Retículo Cristalino:
Fórmula dos Compostos Iônicos
[A]+XY
[B]-YX
∑ Cargas = + xy – xy = zeroExemplos:
Ca+2 + Br-1 → CaBr2
Al+3 + S-2 → Al2S3
Ligações dos Grupos - Representativos
Grupo Carga Grupo Carga
1 + 1 15 - 3
2 + 2 16 - 2
3 + 3 17 - 1
Exemplos:
a) K+Cl- → KCl
b) Ca+2I-1 → CaI2
c) Al+3S-2 → Al2S3
d) Fe+3O-2 → Fe2O3
Características dos Compostos Iônicos
Sólidos e cristalinos à temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados (acima de 300º C).
Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
Solúvel em solventes polares. Melhor solvente é a água.
Participantes dos Compostos Iônicos
Hidrogênio
Metal + Ametal
Radical salino (CO3-2 , SO4
-2)
Radical Catiônico (NH4+) com os ânions
listados para os metais.
Exercícios de fixação:1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
a) O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos. b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores próximos. c) a eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes. d) Os életrons de ligação sejam de orbitais s. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4
Exercícios de fixação:3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão. b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. c) Sólidos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão. d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão. e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
Definição: Ocorre através do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade.
Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Simples.
- Covalente Dupla.
- Covalente Tripla
Ligação Covalente Simples ou Normal
Definição: O par eletrônico compartilhado é formado por um elétron de cada átomo ligante.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Cl Cl Cl2 ou Cl - Cl
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural Plana
Ligação Covalente Simples ou Normal
Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Atração Quântica:
Ligação Covalente Simples ou Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl Cl
Exemplos de Ligações Covalentes Duplas e Triplas
O2 ou O = O O O
N2 ou N ≡ N N N
O HH H2O ou H - O - H
Cl H HCl ou H - Cl
Ligação Covalente além do Octeto Definição: Se o elemento tem pares eletrônicos disponíveis e outro elemento necessita de dois elétrons, ocorre a formação de duplas ligações, onde o elemento central estabiliza-se com mais de oito elétrons no nível de valência.
O S O +O S
O
S = O + O → S = O
O
Exemplo: formação do SO2.
Moléculas do Tipo HxEOy
Ácidos Oxigenados
Todos os átomos de oxigênio aparecem ligados ao elemento central e cada átomo de hidrogênio ficará ligado a um átomo de oxigênio.
Exemplo: ácido sulfúrico - H2SO4
O
O
S
O
O
HH H - O - S - O - H
O
O
LIGAÇÕES SÍGMA (σ) E PI (π)
Ligações σ : interpenetração de orbitais dos átomos ao longo de um mesmo eixo.
Ligações π : interpenetração lateral segundo eixos paralelos, ocorrem apenas com orbitais do tipo p.
Obs. As ligações π só ocorrem após a ligação σ , que é única entre dois átomos.
Características dos Compostos Moleculares
Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente.
Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos.
Bons isolantes: térmico e elétrico. Os compostos que ionizam conduzem corrente elétrica em solução.
Participantes dos Compostos Moleculares
Ametal + Hidrogênio
Ametal + Ametal
Hidrogênio + Hidrogênio
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas iguais em regiões distintas da ligação – pólos.
Ligações iônicas: são fortemente polarizadas, cada íon define um pólo da ligação.
+_
Polaridade das Ligações
Ligações covalentes: é função da diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação.
Classificação:
- Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades iguais, a nuvem não se deforma. Ocorre apenas entre átomos de mesmo elemento químico.
- Polar: formadas por átomos de eletronegatividade diferentes, a nuvem se deforma.
Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização.
Polaridade das LigaçõesLigação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 →
HCl →
H H
H Cl δ+ δ-
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Definição: Consiste no acúmulo de cargas elétricas
em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular.
Momentum dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H → Cl µ
Momentum dipolar resultante (µ r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
Molécula apolar: momentum dipolar (µ r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
µ µ O = C = O ⇒ O ← C → O ⇒ µ r = Zero
Molécula polar: momentum dipolar (µ r) ≠ zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
⇒ O ⇒ µ r ≠ Zero (polar)
H H
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.
Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares.
Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das forças de ligação, maiores os PF e PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE
Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2SH2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4
LIGAÇÃO METÁLICA
Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
Retículo Cristalino
Características dos Metais
Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).
Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.
Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.
Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
Maleabilidade e ductibilidade.
Ligas Metálicas
Definição: São materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)
Exercícios de fixação:Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O.
Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
CH3OH
CH3OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
OC
C
CH3OH
CH3OH
CH3
HH
O
O
CH3
CH3OH
CH3 OH
CH 3OH
CH3OH
CH3OH
CH3OH
CH
3O
H
CH3
OH
OH
CH3
CH+3
CH3OH
CH3OH
CH+3
OH-
OH-
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
a) b) c) d) e)
Exercícios de fixação:3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4